{"id":2884,"date":"2010-06-18T00:32:11","date_gmt":"2010-06-17T22:32:11","guid":{"rendered":"http:\/\/www.bernd-leitenberger.de\/blog\/?p=2884"},"modified":"2010-06-17T23:33:27","modified_gmt":"2010-06-17T21:33:27","slug":"chemische-bindungen","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/www.bernd-leitenberger.de\/blog\/2010\/06\/18\/chemische-bindungen\/","title":{"rendered":"Chemische Bindungen"},"content":{"rendered":"

In meinem lockeren Blog über Chemie möchte ich mich heute mal mit den drei elementaren chemischen Bindungen befassen. Zuerst einmal: Warum sollte man sich überhaupt binden? Diese Frage bewegt nicht nur Singles, sondern auch Atome. Allerdings haben Atome meistens eine sehr viel größere Entschlusskraft und entscheiden sich für eine dauerhafte Bindung, denn die die das nicht tun sind mit wenigen Ausnahmen alles Radikale – im wahrsten Sinne des Wortes.<\/p>\n

Das Problem eines Atoms habe ich schon mal angesprochen<\/a>: Es will in die ominöse Edelgaskonfiguration<\/strong>. Heute dazu etwas genauer. Jedes Atom verfügt über Elektronen, und zwar genauso viele wie Protonen im Atomkern. Sie werden gebraucht damit das Atom elektrisch neutral sind. Nun hat die Wissenschaft raus gefunden, dass diese Elektronen nicht einfach so wild den Atomkern umschwirren, sondern in Schalen angeordnet sind. Jeder Schale<\/strong> entspricht im Periodensystem eine Zeile. Beim Blick auf eines kann man erkennen, dass bislang sieben Schalen bekannt sind. Der Ausdruck „Schale“ trifft zwar den physikalischen Zustand nicht genau, aber er ist hilfreich beim Verständnis der chemischen Bindungen. Diese finden nämlich nur zwischen Elektronen der äußersten Schale statt. Jede Schale ist dann noch unterteilt in Orbitale<\/strong> die jeweils eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen. Wenn ein Orbital gefüllt ist, so kann dies dazu führen dass diese Elektronen keine Bindungen mehr zu anderen Atomen aufbauen wollen, also einen stabilen Zwischenzustand erreicht haben. Es kann aber dazu kommen, dass auch verschiedene Orbitale einer Schale sich zu einem neuen Orbital verbinden, der Chemiker nennt dies „Hybridisierung<\/strong>„.<\/p>\n

Das streben jedes Atoms ist es alle Schalen voll mit Elektronen zu haben und wenn dies nicht geht (bei höheren Elementen ist dies aufgrund der Regel, das immer mehr Elektronen pro Schale hinzukommen nicht gegeben) zumindest einige Schalen voll gefüllt zu haben. Natürlicherweise haben dies nur die Edelgase, die daher als einzige Elemente atomar vorkommen. Eine Belegung der Orbitale wie die Edelgase nennt man daher auch Edelgaskonfiguration<\/strong>.<\/p>\n

Das Dumme ist nur, dass es pro Schale nur ein Edelgas gibt. Die anderen, über 100 bisher bekannten Elemente haben Elektronen in Orbitalen zu viel oder zu wenig, je nachdem wie man es sieht. Ein Atom, das nun in dieser Zwangslage ist hat ein Problem: Es braucht Elektronen oder muss eben welche abgeben. Ganz besonders übel sind Elemente mit ungerade Elektronenzahlen in einem Orbital weil diese immer paarweise besetzt werden. So was nennt man Radikale<\/strong> (die es aber auch bei Molekülen gibt, wenn dort ein Atom nur ein Elektron hat. Im Vergleich zu Molekülen sind aber atomare Radikale so was wie ein Vergleich zwischen Bader-Meinhof und Al-Quaida – da es bei Molekülen die Möglichkeit gibt, sich wenigstens kurzzeitig Elektronen vom Nachbaratom zu „borgen“ sind diese Radikale recht gemäßigt. Atomare Radikale verbinden sich mit ziemlich allem was sie erwischen können. Molekulare Radikale sind da wählerischer in ihren Reaktionspartnern, sonst bräuchte man keine Antioxidantien.<\/p>\n

Aber zurück zu den Atomen. Innerhalb des Periodensystems nimmt innerhalb einer Schale die Anzahl der Elektronen zu. Das erhöht die Bindung dieser an das Atom, weil der Abstand immer gleich ist, aber es immer mehr Protonen im Kern gibt. Die immer größere Zahl an Schalen wiederum führt zu einer geringeren Bindung zwischen Atomkern und Elektronen. Man kann also nach diesem Vorwissen leicht die beiden Elemente rausfinden welche Elektronen am stärksten und schwächsten binden. Die stärkste Bindung liegt in der siebten Periode (Halogene) vor, direkt vor den Edelgasen und innerhalb dieser Gruppe in der ersten Periode, also bei Fluor. Die schwächste Bindung gibt es dann beim ersten Element einer Periode, also den Alkalimetallen und dort bei dem Element mit der höchsten Periode, also beim Francium. Wir Chemiker haben dafür einen rechnerischen Zahlenwert, genannt Elektronegativität<\/strong>. Fluor hat einen Wert von 4,0 und Francium einen von 0,7. Alle anderen liegen dazwischen. Sauerstoff hat einen Wert vom 3,5 und Wasserstoff einen von 2,2.<\/p>\n

Der einfachste Weg eine Verbindung zu erreichen, ist die Ionenbindung. Ein Element mit einer niedrigen Elektronegativität trifft zufällig auf eines mit einer hohen. Nun fühlt sich das Elektron in der äußeren Schale so vom Element mit der hohen Elektronegativität angezogen, dass es dem ersten Element Good-Bye sagt, einfach weil das andere Element attraktiver ist. Das ist so wie mit den Blondinen und Millionären. Trotzdem ist das erste Element zufrieden, denn dadurch dass es sein Elektron verloren hat, ist es nun plötzlich die angebrochene Schale los und hat Edelgas Konfiguration und genauso das zweite Element dass nun endlich seine Schale auffüllen konnte. Das klappt auch noch gut mit zwei Elektronen. Bei dreien wird es schon schwierig. Den mit jedem Elektron wird das abgebende Element positiver aufgeladen und das aufnehmende Element negativer. Es entstehen Ionen<\/strong> also Elemente die eine positive oder negative Ladung haben. Sie ziehen sich gegenseitig an und dadurch entsteht die Bindung. Mehr noch: Diese Verbindungen sind alle hochmolekular, kristallin, denn sie ziehen in einem Kristall auch die Nachbaratome mit derselben Ladung an. Das führt erst zur Stabilität des Kristalls.<\/p>\n

Wenn der Unterschied der Elektronegativität 1,8 beträgt oder höher liegt in der Regel diese Ionenbindung<\/strong> vor. Die zweite Möglichkeit ist die Kommunistische: Elemente teilen sich Elektronen. Am besten geht das natürlich mit Elementen der gleichen Sorte. Sauerstoff fehlen zwei Elektronen zur Edelgaskonfiguration. Wenn zwei Sauerstoffatome aufeinander treffen, so können sie sich sich zwei Elektronen teilen und jedes Atom ist zufrieden. Es wird ein Sauerstoffmolekül gebildet wobei die gemeinsame Bindung durch die beiden Elektronen zustande kommen. Die Elektronen können auch zwischen mehreren Atomen geteilt werden, dann entstehen feste Verbindungen. Das klappt auch zwischen unterschiedlichen Partnern. Dann befinden sich die Elektronen allerdings mehr bei einem Partner, dem mit der höheren Elektronegativität. Dieser hat dann eine negative Teilladung und der andere eine positive. Dies ist eine Atombindung<\/strong> oder kovalente Bindung<\/strong>.<\/p>\n

Zwischen diesen beiden Extremen gibt es auch Zwischenstufen, also Ionenbindungen mit kovalenten Anteilen. Sie kommen vor allem vor, wenn die Elektronegativitätsunterschied groß ist aber noch nicht so hoch wie für eine Ionenbindung nötig oder gerade diesen Wert erreicht.<\/p>\n

Zuletzt gibt es noch einen Spezialfall. Bei den Elementen in den ersten Perioden sitzen die Elektronen so locker, dass sie relativ leicht abgelöst werden können. Wenn nun die Elektronen zwischen mehreren Atomen herumschwirren, ohne an eines fest gebunden zu werden, sind alle glücklich. Die Atomkerne haben ihre Elektronen verloren und so Edelgaskonfiguration erreicht. Die Elektronen genießen ihre Freiheit und umrunden ab und an mal ein Atom, von dem sie sich angezogen fühlen. Diese Elektronenwolke um viele Atome nennt man Metallbindung<\/strong>. Sie ist die Ursache, dass Metalle so gut Strom leiten, denn die Elektronen können so verschoben werden. Das klappt auch wenn verschiedene Metalle beteiligt sind und ähnliche Elektronegativitäten haben. Das nennt man dann Legierung.<\/p>\n

So. Ich hoffe diese Erklärung lüftet etwas den Schleier über den chemischen Bindungen. Das nächste Mal geht es auch um Bindungen, allerdings zwischen Molekülen.<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

In meinem lockeren Blog über Chemie möchte ich mich heute mal mit den drei elementaren chemischen Bindungen befassen. Zuerst einmal: Warum sollte man sich überhaupt binden? Diese Frage bewegt nicht nur Singles, sondern auch Atome. 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